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Faculté des Sciences et Techniques

Tanger

Module C111/2 Série n°1 Les solutions : pourcentage massique, molarité, normalité, molalité

1- Calculer le pourcentage massique d"une solution d"acide sulfurique H2SO4 qui contient

49 g d'acide dans 196 g d'eau.

2- Calculer la quantité de solution d"hydroxyde de potassium KOH qui peut être obtenue à

partir de 0,3 moles de soluté d"une solution 11,2 % en pourcentage massique. Données : Masse atomique molaire en g mol-1: K = 39 ; O = 16 ; H = 1.

3- Un litre d'une solution aqueuse de chlorure de sodium contient 0,02 moles de soluté.

Calculer la quantité de soluté contenu dans 50 mL de cette solution.

4- Dans une solution de CuCl2 à 0,1 mol.L-1, quelle est la concentration effective en ions

Cu2+ ? en ions Cl- ?

5- Quelle masse de CuSO4,5H2O faut-il utiliser pour préparer 100 mL de solution de sulfate

de cuivre de concentration molaire 0,1 mol/L? Données : Masse atomique molaire en g mol-1: Cu = 63,5 ; S = 32 ; O = 16 ; H = 1.

6- Quelle est la concentration en ions aluminium et en ions fluorure d"une solution de fluorure

d"aluminium à 5,0.10-3 mol.L-1 ? Justifier.

7- Le sérum physiologique est une solution de chlorure de sodium. Une préparation pour une

perfusion contient 0,9% en masse de NaCl. a- Déterminer la concentration massique de cette solution en prenant pour la masse volumique de la solution: r = 1,0 g/cm3. b- En déduire sa concentration molaire. Données : Masse atomique molaire en g mol-1 : Na=23 ; Cl=35,5.

8-1- Adil veut préparer 500 ml d'une solution de sulfate de cuivre(II) de concentration molaire

75 mmol.L-1 à partir de cristaux anhydres considérés comme purs.

a- Ecrire l'équation-bilan de mise en solution. c- Quelle masse de ce solide faut-il dissoudre pour préparer cette solution ?

2- En réalité, Adil a préparé la solution en utilisant, par inadvertance, du nitrate de cuivre(II)

trihydraté ! a- Ecrire la formule statistique de ce composé chimique. b- Calculer sa masse molaire. c- Quelle est en définitive la concentration molaire de la solution préparée par Adil ?

Données : CuSO4 ; Cu(NO3)2,3H2O. Masse atomique molaire en g mol-1: Cu = 63,5 ; S = 32 ; O = 16 ; N = 14 ; H = 1.

9- Calculer la normalité de l"acide phosphorique qui contient :

a- 98 g de soluté par 500 mL de solution. b- 0,2 équivalents-grammes de soluté par 50 mL de solution.

c- 6 moles de soluté par 3000 cm3 de solution. Données : H3PO4 ; Masse atomique molaire en g.mol-1 : P = 31 ; O = 16; H = 1.

10- Calculer la molalité de l"acide nitrique HNO3 qui est préparée en : a- en dissolvant 12,6 g de soluté dans 50 mL d"eau.

b- à partir de 5 équivalents-grammes de soluté et 2,5 kg d"eau.

11- Une étiquette de flacon de solution commerciale d'acide chlorhydrique (solution aqueuse

de chlorure d'hydrogène HCI indique les informations suivantes :

Chlorure d'hydrogène : HCl

Masse molaire = 36,5 g.mol-1

Pourcentage massique en chlorure d'hydrogène : 35,3 % ; densité : 1,18 a- Calculer la masse de chlorure d'hydrogène contenue dans ce litre de solution commerciale d'acide chlorhydrique. b- En déduire la concentration molaire de la solution commerciale. c- Quel volume de chlorure d'hydrogène gazeux, mesuré clans les conditions normales de température et de pression est nécessaire pour constituer 1,00 L de cette solution commerciale ? Données : Volume molaire d"un gaz parfait : Vm = 22,4 L.mol-1.

Faculté des Sciences et Techniques

Tanger

Module C111/2 Série 2

2- On considère les couples acide/base suivants :

CH3COOH / CH3COO- ; H2O / HO-.

a- Indiquer, en justifiant votre choix, quels sont les acides parmi les couples ci-dessus. b- Ecrire pour chaque couple la demi-équation acidobasique.

3- Soit les demi-équations acidobasiques :

H2O + H+ Û H3O+ ; +++ÛHNHNH34.

a- Indiquer, en justifiant votre choix, quels sont les bases parmi les espèces chimiques ci- dessus. b- Ecrire le couple acidobasique pour chaque demi équation. c- Quelle propriété acidobasique possède l"eau. Justifier votre réponse.

4-a- Définir une réaction acido-basique.

b- Ecrire l"équation de la réaction acido-basique entre l"acide nitreux HNO2 et l"ammoniac NH3. c- Ecrire l"équation de la réaction acido-basique entre l"ion anilinium +

356NHHCet l"ion

hydroxyde HO-.

5- Etablir par ordre croissant, pour une concentration égale, l"acidité des couples ci-dessous :

Couple acide/base pKa CH3-COOH / CH3-COO- : Acide éthanoïque 4,75 ClCH2-COOH/ClCH2-COO- : Acide monochloroéthanoïque 2,85 CH3-CH2-NH3

+ / CH3-CH2-NH2 : Ethanamine 10,8 C6H5NH3 +/C6H5NH2 : Aniline 4,6

6-a- Calculer le pH d'une solution aqueuse d'un acide fort noté HA de concentration molaire

C0 = 10-1 mol/L puis C0 = 10-4 mol/L.

concentration molaire C0=10-1 mol/L puis C0 = 10-4 mol/L.

7- Quel volume d'eau doit-on ajouter à 24 mL de solution de NaOH 0,3 mol/L pour obtenir

une solution à pH = 11,8 ?

8- Ecrire la réaction d"hydrolyse de l'ion acétate. Quel est le pKb de cette base ?

Donnée : pKa (CH3COOH/CH3COO-) = 4,75.

9- Sachant que l"acide fluorhydrique HF 0,1 mol.L-1 se dissocie à 7,9 %, calculez les

concentrations en HF, F- et H3O+ à l"équilibre, et calculez la constante d"acidité Ka.

10- Quel est le pH de la solution résultant du mélange de 20 mL de HCl 0,5 mol.L-1 avec

9 mL de NaOH 1 mol.L-1 ?

11- Il a fallu 17,4 mL d'hydroxyde de baryum 0,05 mol.L-1 pour neutraliser 236 mg d'un

monoacide. Déterminez la masse molaire de ce monoacide.

12- On dose par pH-métrie 20 mL d'une solution d'un acide HA de concentration initiale

inconnue, par une solution d'hydroxyde de sodium 0,1 mol.L-1. On obtient les résultats

suivants :

VNaOH (mL) 0

2 4 6 8 10 12 14 16 pH 2,65 3,2 3,6 3,8 4 4,2 4,3 4,45 4,7

VNaOH (mL)

18 19 20 20,4 20,6 21
23

25 pH 5,05 5,3 6,45 9,1 10,35 11 11,45 11,6

a- Tracer sur papier millimétré ou avec un logiciel de traitement de données la courbe de variation du pH en fonction du volume de base. b- Déterminer le point d"équivalence et la concentration initiale de l"acide. c- Quel est le pKa de cet acide ? Faculté des Sciences et Techniques GE/GM-1

Tanger

Module C111/2 Série 3

1- Déterminer l'oxydant et le réducteur dans les oxydoréductions suivantes :

a- 2Na + Cl2 Û 2NaCl b- SO2 + 2H2S Û 3S + 2H2O

2- Ecrire les demi-équations des couples oxydant/réducteur suivants en milieu acide :

NO3 -(aq) / HNO2 (aq)

MnO2(aq) / Mn2+

(aq) S(s) / H2S(aq)

Fe3O4 (s) / Fe2+

(aq)

3- Ecrire les demi-équations des couples oxydant/réducteur suivants en milieu basique :

AsO2 -(aq) /As(s)

AgO(s) /Ag2O(s)

O2(g) / HO-

(aq) FeO4

2-(aq) / FeO(OH)(s)

4- Une solution acidifiée de permanganate de potassium (K+, -

4MnO ) réagit avec une solution

contenant des ions chlorure Cl-. Il se forme du dichlore Cl2 gazeux.

a- D'après les couples oxydant/réducteur donnés ci-dessous, écrire les demi-équations

correspondant à ces couples : (aq)

4MnO-/Mn2+

(aq) ; Cl2(g)/Cl- (aq).

b- En déduire l'équation bilan de la transformation chimique qui se produit dans cette

expérience. c- Quelle est la valeur du volume de dichlore que l'on peut préparer à partir de 10 g de permanganate de potassium solide. L'acide sera mis en excès.

Données : Volume molaire dans les conditions de l'expérience Vm = 25 L.mol-1. Masse molaire (en g.mol-1) : K = 39,1 Mn = 54,9 O=16,0.

5- Une réaction de dismutation est une réaction d"oxydoréduction au cours de laquelle une même espèce chimique réagit en tant qu'oxydant d'un couple et en tant que de réducteur d'un

L"eau de javel est une solution équimolaire d"hypochlorite de sodium,-++ClONa, et de

chlorure de sodium. Le chauffage prolongé d"une solution d"eau de javel conduit à la

transformation d"ions chlorate -

3ClO et chlorure-Cl.

a-Ecrire les demi-équations d"oxydoréduction relatives aux couples --ClOClO/3

et--ClClO/ . b- En déduire l"équation de la réaction de dismutation des ions hypochlorite-ClO.

6- Soit la pile : Fe/Fe2+//Sn2+/Sn a- Quels sont les pôles positif et négatif de cette pile ? b- Ecrivez les demi-réactions aux électrodes et l"équation bilan ? c- Quelles sont les concentrations finales en ion Fe2+ et Sn2+ si chaque demi-pile contient au

départ 50 mL de solution 0,1 M et si la lame de fer a diminué de 28 mg ? Données : E°(Fe2+/Fe) = -0,44 V ; E°(Sn2+/Sn) = -0,136 V.

7- Une pile bouton contient 1,85 g d"oxyde d"argent. a- Ecrivez les réactions d"oxydation et de réduction entre les couples Ag2O / Ag (E° = 0,34 V)

et Zn(OH)4

2- / Zn (E° = -1,20 V). b- Quelle est la tension à vide fournie par la pile ? c- Quelle est la masse de Zn qui disparaît pendant le fonctionnement de la pile ?

8- On considère la pile suivante : Cu/Cu2+ (0,1M) // Fe3+ (0,4M), Fe2+ (0,4M)/Pt a- Déterminer le potentiel de chacune des électrodes et en déduire leurs polarités. Calculer la

f.e.m initiale de la pile. b- Donner le schéma de cette pile en précisant le sens du courant électrique et celui de

migration des ions dans le pont salin qui est une solution de KCl. Donner les demi-réactions

redox qui ont lieu au niveau de chaque électrode. c- Ecrire la réaction bilan. Calculer la constante d"équilibre. d- Après une durée de fonctionnement, le potentiel de l"électrode Cu(s) devient égal à 0,32V.

Calculer dans ces conditions la concentration des ions Cu2+. Données : E°(Cu2+/Cu(s)) = 0,34 V ; E°(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V.

K. ZIATK. ZIATK. ZIAT Université Abdelmalek Essaadi GI-1-3, GI-5, GI-7

Faculté des Sciences et Techniques GE/GM-1

Tanger

Module C111/2 Série 4 1- Nommer les complexes suivants : a- [Hg(CN)4]2-. b- [CrCl2(H2O)4]+. c- [Fe(CO)5].

2- On mélange 500 mL d"ammoniaque NH3 à 0,10 mol.L-1 et 100 mL de sulfate de cuivre

CuSO4, 5H2O à la concentration 1,0. 10-2 mol.L-1. a- Ecrire la réaction de formation du complexe ainsi que son tableau d"avancement. b- Calculer la constante de formation de ce complexe. Que peut-on en déduire au sujet de la réaction de formation ?

c- Déterminer les concentrations de toutes les espèces chimiques intervenant dans la réaction

de complexation en état final.

Donnée : KD(Cu(NH3)4

2+) = 2,5 10-13.

3- Dans un litre d"une solution de chlorure de zinc (II) à 1,0 10-2 mol.L-1, on ajoute 1 mole

d"ammoniac. Il se forme le complexe tetramminezinc(II). A l"équilibre, la concentration en ions zinc(II) est égale à 1,0.10-7 mol.L-1. Calculer la constante de formation 4 du complexe tetramminezinc(II) (on négligera l"action de l"eau sur l"ammoniac et on supposera qu"il n"y a pas variation de volume).

4- Pour former le complexe (FeCH3COO)2+, on mélange 50 mL de solution de nitrate de

fer III 0,1 M et 50 mL d"acétate de sodium 0,1 M. a- Nommer le complexe formé. b- Déterminer la composition de la solution à l"équilibre. c- On ajoute sans dilution, un acide non complexant, comme l"acide nitrique. Dans quel sens est déplacé l"équilibre de complexation ? d- Déterminer le pH de la solution, lorsqu"il n"y a que 1% des ions Fe3+ complexé. Données : pKa(CH3COOH/CH3COO-) = 4,8 ; pKD = (Fe(CH3COO)2+) = 3,2.

5- On considère une solution saturée en chlorure de plomb. Calculer la concentration en ions

Pb2+ de la solution.

K. ZIATK. ZIATK. ZIATK. ZIAT

Donnée : pKs (PbCl2(s)) = 4,8.

6- Calculer la solubilité du sulfate de baryum BaSO

4 : a- dans l"eau pure. b- dans une solution d"acide sulfurique à 0,1 mol.L -1.

Données : pK

s (BaSO4(s)) = 9,97 ; H2SO4 sera considéré comme un diacide fort.

7-a- Pour quelle valeur du pH observe-t-on la formation d"hydroxyde de zinc de formule

Zn(OH)

2(S) dans une solution de nitrate de zinc de concentration initiale C = 10-3 mol.L-1.

b- On se place à pH = 4. i) Quelle est la concentration en ions hydroxyde de la solution. ii) Calculer le produit [Zn

2+][OH-]2.

iii) Comparer celui-ci au produit de solubilité de l"hydroxyde de zinc. La condition de non précipitation est-elle respectée ?

Données : pK

S (Zn(OH)2(S)) = 17 ; Ke = 10-14.

Cinétique chimique

1- A 25°C, on étudie la réaction : A ® B + C

La concentration initiale de A, au temps t=0, est 0,1 mol.L -1. La concentration de A déterminée au cours du temps donne les résultats suivants : t (mn) 30 60 100 150 210 [A] mol.L-1 0,0775 0,0600 0,0425 0,0279 0,0168 a- Quel est l"ordre de la réaction ? b- Donner, en précisant leur unité : - la valeur de la constante de vitesse k ; - le temps de demi-réaction T 1/2. c- Calculer, en kJ.mol -1, l"énergie d"activation de la réaction, sachant que lorsque la réaction est effectuée à 50°C, le rapport des constantes de vitesse est tel que :

0,02 kk

)C50()C25(

Donnée

: R = 8,3 J.mol-1.K-1.

Faculté des Sciences et Techniques

Tanger Module C111/2 Corrigé de la série 1

1- Définition du pourcentage massique :

Le pourcentage massique d"un constituant i est la proportion de ce constituant dans le mélange ; soit : 100 m mw/w%totale i´=

où mi et mtotale désignent respectivement la masse du constituant i et la masse totale du mélange (masse de la solution).

Dans notre cas, on a % 20 1001964949 %w/w=´+=

2- Dans 0,3 moles de soluté, la masse de KOH est : 0,3 x MKOH.

MKOH étant la masse molaire de KOH vaut : 56 g/mol. On a 0,3 x 56 = 16,8g de soluté KOH.

Le pourcentage massique est égal à 0,112 :

m16,80,112 %w/wsolution== g. 150 0,11216,8 msolution==

3- On a 0,02 moles de soluté dans 1000mL, dans 50 mL on aura moles. 001,0100002,050=

´ 4- La concentration effective des ions Cu2+ est : [ ]solution CuV nCu+=+22 ; même chose pour Cl-. Dans 1 mole de CuCl2, on a 1 mole de Cu2+ et 2 moles de Cl-. Si 0,1 M est la concentration de CuCl2, on a [Cl-] = 2[Cu2+] = 2´0,1 = 0,2 mol.L-1.

5- On a solution

solutionsolutionVMCmVMm

VnC´´=´

M est la masse molaire du sulfate de cuivre penta hydraté vaut 249,5 g.mol-1.

On a m = 0,1´249,5´100´10-3 = 2,49 g.

AlF3(s) ® Al3+

(aq) + 3F- (aq) Avec c la concentration en soluté, on a donc [Al3+] = c et [F-] = 3c. Application numérique : [Al3+] = 5,0.10-3 M et [F-] = 1,5.10-2 M.

7-a- La masse de NaCl dans un litre est g. 9

10010009,0=´

La concentration massique ou titre pondérale est 9 g.L-1. b- La concentration molaire est M. 154,05,35239

molaire Massemassique =+=ionConcentrat

8-1-a- L"équation bilan de mise en solution à partir des cristaux de sulfate de cuivre anhydre

est :

CuSO4 = 1 Cu2+ + 1 SO4

2-

La concentration est 75´10-3 = 0,075 mol.L-1. b- La concentration molaire effective des ions Cu2+ et SO4

2- en solution est :

Dans une mole de CuSO4, on a 1 mole de Cu2+ et 1 mole de SO4 2-.

Donc [Cu2+] = [SO4

2-] = 0.075 M. c- Calcul de la masse de CuSO4 nécessaire pour préparer 500 mL de concentration 0,075 M.

On a : 1 075,04-

solutionCuSOsolutionmol.L VMm VnC=

´== g. 98,5001,05005,159075,0=´´´=m

8-2-a- La formule statistique du nitrate de cuivre(II) tri-hydraté est : Cu(NO3)2,3H2O. b- Calcul de la masse molaire de Cu(NO3)2,3H2O :

M = 63,5 + 14´2+16´6+3´18=241,5 .mol-1. c- .M 0495,0001,05005,24198,5=´´=C 9- Définition de la normalité : La normalité (ou concentration normale) d"une solution est le

nombre d"équivalents-grammes de soluté contenu dans un litre de solution. L"unité de normalité est l"équivalent-gramme par litre, représentée par le symbole N :

Dissociation totale

de l"électrolyte a- L"acide phosphorique est un triacide, il libère 3 équivalents-grammes. La molarité de H3PO4 est .mol.L 2 0,51 105009898 VMm Vn C1- 3-

POH43==´´=´==

MH3PO4 est la masse molaire de H3PO4 égale à 98 g/mol. La relation qui lie la molarité et la normalité est : p

N C=

Où p est le nombre d"équivalent mis en jeu.

Dans ce cas précis, on a p = 3 et N = 2 x 3 = 6 N.

b- L"équivalent gramme correspond à la normalité. 0,2 équivalent-gramme dans 0,05 L soit :

.N 4 eq.L mol 4 10500,21-

3-==´ c- M. 2 36 10 3000

6 C3-==´=

N = 2 x 3 = 6 N.

10- La molalié (ou concentration molale) Cm d"une solution, dont l"unité est représentée par

le symbole m, est le nombre de moles de soluté par kilogramme de solvant : ].[mol.kg mn C1-

solvant m= La molalité (m) ne peut être calculée à partir de la molarité (M) ou de la normalité (N) à moins de connaître la densité de la solution.

a. Dans ce cas précis le solvant est l"eau. La densité de l"eau est égale à 1, par conséquent on a : 1dm3 = 1litre = 1 kg.

La molarité de HNO3 est : .M 4 10506312,6 C3-=

La molalité Cm = 4 mol.kg-1.

b. 5 équivalents-grammes correspondent à 5 moles du soluté HNO3.

La molalité est : .mol.kg 2 2,55 m n C1-

solvant m===

11-a- Masse de HCl

Densité d = 1,18 signifie que 1 L de solution pèse 1,18.103 g. Pourcentage massique : 35,3% signifie que sur 100 g de solution il y a 35,3 g de HCl. Donc sur 1,18.103 g de solution il y a (m) g de HCl ;

Il vient : gm23

4,17.10 1003,3510.18,1 =´=.

b- Concentration molaire

On a Vn

C = or Mm

n = donc VMm C´= Application numérique : .. 4,1115,3610.17,41 2 ´=LmolC c- Volume de HCl(g) L"équation de dissolution est : HClg = H+ aq + Cl- aq Il faut nHCl gazeux pour former -ClHn n=+ de solution d"acide chlorhydrique. Donc nHCl = -ClHn n=+= C´V = 11,4´1 = 11,4 mol. HClHCl mnVV=HClmHCl D"après le volume molaire : ? V=V´n=22,4´11,4=255,36 L.quotesdbs_dbs5.pdfusesText_9

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